Enlace Químico

Enlace químico

Fuerza de atracción que mantiene unidas a los átomos, moléculas, iones formando agrupaciones de mayor estabilidad (contienen menor energía).

¿Cómo se logra la estabilidad?

Gracias a la tendencia de los átomos para alcanzar la configuración electrónica de los gases nobles (ns2np6)

He 1s2 (ns2)

Completar 2 electrones

Regla del dueto

Demás gases nobles (ns2np6)

Completar 8 electrones

Regla del octeto

¿Quiénes participan en la formación del Enlace Químico?

Participan los electrones del último nivel de energía, los cuales reciben el nombre de electrones de valencia.

Los electrones de valencia se representan por cruces o puntos alrededor del símbolo del elemento en los llamados Símbolos de Lewis.

Ejemplos

Elemento Z Configuración electrónica

e- de valencia

Hidrógeno (H)

1 1s1 1

Nitrógeno (N)

7 1s2 2s2 2p3 5

Sodio (Na) 11 [10Ne] 3s1 1

Argón (Ar) 18 [10Ne] 3s2 3p6 8

Diferencia de electronegatividad: 0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 ................2.5 2.6. 2.7 2.8.2.9 3.0 3.1 3.2

Carácter iónico porcentual %: 0.5 1 2 4 6 9 12 15 ................79 82 84 86 88 89 91 92

•ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN: Es la energía necesaria para desprender un electrón de su nivel de energía dando un ión, Se tienen diferentes tipos de energías para extraer electrones de un mismo átomo; el potencial de ionización depende de:

a) La carga nuclear.

b) El tamaño del átomo.

•AFINIDAD ELECTRÓNICA: Desde el punto de vista de la energía, sabemos que los metales presentan menor energía y los no metales presentan mayor energía, porque ganan electrones para dar iónes negativos LIBERANDO ENERGÍA a la que se le llama AFINIDAD ELECTRÓNICA.

ANTECEDENTES

Tipos de enlace químico

Se da entre elementos de distinta electronegatividad.

Generalmente entre un elemento metálico (G IA y IIA) y un elemento no metálico (G VIA y VIIA).

Se caracteriza por la transferencia de electrones desde el metal (pierde e-) al no metal (gana e-).

Ejemplo: NaCl, CaCl2, AlF3, Li2O, K2S

1. Enlace iónico

Ejemplo: NaCl

El enlace iónico se presenta cuando la diferencia de electronegatividades de los átomos es mayor de 2.0 y el porciento de

ionización es mayor del 50%.

Na = 0.9

F = 4.0

su diferencia de electronegatividad = 3.1

su % de ionización = 91

Es un Enlace iónico

Ejercicios:

Calcule el tipo de enlace que presentan las siguientes moléculas

a) BaO

b) NO

c) MgI2

d) HCl

e) MgI2

Características

La atracción se realiza en todas direcciones de tal manera que no existen moléculas si no inmensos cristales con determinadas formas geométricas.

Los compuestos iónicos son sólidos y cristalinos, lo que implica que para romper este enlace se requiere una gran cantidad de energía (T > 400ºC)

En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero al fundirlos o disolverlos en agua, conducirán la corriente eléctrica.

Características

Existen reglas empíricas que indican que si: ∆E.N › 1,7es un enlace iónico.

Se disuelven en disolventes polares como el agua.

Son frágiles, es decir, se rompen con facilidad.

Ejercicio propuesto:

¿Qué tipo de enlace presenta el compuesto KI?

K = 0.8

I = 2.5

K I

KI

0.8 – 2.5 = 1.7

51%

No es enlace iónico

Tiende a un enlace iónico

Determine el tipo de enlace que presenta el siguiente compuesto e indique 3 propiedades.

CaO

Electronegatividades:

O = 3.5Ca = 1.0

Diferencia de electronegatividad:

El porcentaje de ionización que corresponde a una diferencia de electronegatividad de 2.5 es de 79 %

|3.5 - 1.0| = 2.5

Una diferencia de electronegatividad de 2.5 y un porcentaje de ionización de 79 presenta un:

Tres de las propiedades que corresponden a este enlace son:

1.- Buen conductor de la corriente.

2.- Es Sólido.

3.- Es soluble en agua.

ENLACE IÓNICO

2. Enlace covalente

Se origina entre elementos no metálicos con electronegatividades semejantes.

Se caracteriza por la compartición de electrones de valencia.

Se forma un compuesto covalente cuando ∆E.N ‹ 1,7.

Existen distintos tipos de enlaces covalentes:

2.1 Enlace Covalente Apolar

Este enlace se origina entre 2 no metales de un mismo elemento y los electrones compartidos se encuentran en forma simétrica a ambos átomos, y se cumple que ∆E.N = 0.

Ejemplo: H2, Cl2, Br2, F2,O2, N2

Ejemplos

2.2 Enlace Covalente Polar

Se origina entre no metales de distintos elementos, se caracteriza por existir una compartición aparente de cargas debido a una diferencia de electronegatividad (0 ‹ ∆E.N ‹ 1,7)

Ejemplos: H2O, NH3, HCl, CH4, HF

Ejemplos:

2.3 Enlace múltiple

Se produce cuando se comparten más de un par electrónico para obtener la configuración del gas noble. Si se comparte 2 pares de electrones se denomina enlace doble, y si se comparten 3 pares de electrones se llama enlace triple.

Ejemplo: O2, N2

Ejemplo:

2.4 Enlace covalente coordinado o Dativo

Es un enlace en el cual uno de los átomos brinda el par de electrones para completar el octeto.

Ejemplo: NH4+, SO2, SO3, H2SO4, H2SO3

Ejemplo:

Características

Los compuestos covalentes polares son solubles en solventes polares.

Los compuestos covalentes no polares son solubles en solventes no polares o apolares.

Las temperaturas de ebullición y de fusión, son relativamente bajas (T < 400 ºC).

Características…

Los compuestos covalentes no conducen la corriente eléctrica y son malos conductores del calor.

Son blandos y no presentan resistencia mecánica.

Enlace metálico

Es un enlace propio de los elementos metálicos que les permite actuar como molécula monoatómica. Los electrones cedidos se encuentran trasladándose continuamente de un átomo a otro formando una densa nube electrónica. A la movilidad de los electrones se le debe la elevada conductividad eléctrica de los metales.

Características

En estado sólido son excelentes conductores del calor y la electricidad.

La mayoría son dúctiles (hacer hilos) y maleables (moldeables).

Presentan temperaturas de fusión moderadamente altas.

Son prácticamente insolubles en cualquier disolvente.

Presentan brillo metálico, elevada tenacidad y son muy deformables.

Fuerzas intermoleculares

Es un enlace intermolecular (entre moléculas) que se origina entre un átomo de hidrógeno y átomos de alta electronegatividad con pequeño volumen atómico como el fluor, oxígeno o nitrógeno.

1. Enlace puente de hidrógeno

2. Fuerzas de Vander Waals

Son fuerzas intermoleculares muy débiles que se efectúan entre moléculas apolares. Debido a estas fuerzas débiles los gases se pueden licuar, es decir pasar al estado líquido. Ejemplos: O2 y CH4

3. Atracción dipolo - dipolo

Las fuerzas de atracción dipolar operan entre 2 o más moléculas polares. Así, la asociación se establece entre el extremo positivo (polo δ+) de una molécula y el extremo negativo (polo δ-) de otra.

4. Atracción Ion - dipolo

Los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de las moléculas covalentes polares. Así, el polo negativo de una molécula atrae al Ion positivo y el polo positivo interactúa con el Ion negativo: las partes de cada molécula se unen por fuerzas de atracción de cargas opuestas.

Geometría molecular

Es el ordenamiento tridimensional de los átomos en una molécula.

En una molécula con enlaces covalentes hay pares de electrones que participan en los enlaces o electrones enlazantes, y electrones desapareados, que no intervienen en los enlaces o electrones no enlazantes. La interacción eléctrica que se da entre estos pares de electrones, determina la disposición de los átomos en la molécula.

La molécula de H2O

Posee dos enlaces simples O - H y tiene dos pares de electrones no enlazantes en el átomo de oxígeno. Su geometría molecular es angular.

La molécula de amoniaco NH3

Presenta 3 enlaces simples N - H y posee un par de electrones no enlazantes en el nitrógeno. La geometría molecular es piramidal.

La molécula de metano CH4

Tiene cuatro enlaces simples C - H y ningún par de electrones enlazantes. Su geometría molecular es tetraédrica.

¿Cómo se puede saber la geometría de una molécula?

Uno de los métodos para predecir la geometría molecular aproximada, está basada en la repulsión electrónica de la órbita atómica más externa, es decir, los pares de electrones de valencia alrededor de un átomo central se separan a la mayor distancia posible para minimizar las fuerzas de repulsión. Estas repulsiones determinan el arreglo de los orbitales, y estos, a su vez, determinan la geometría molecular, que puede ser lineal, trigonal, tetraédrica, angular y pirámide trigonal.

Tipos de geometría molecular

Geometría lineal: Dos pares de electrones alrededor de un átomo centarl, localizados en lados opuestos y separdos por un ángulo de 180º.

Geometría planar trigonal: Tres pares de electrones en torno a un átomo central, separados por un ángulo de 120º.

Geometría tetraédrica: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, ubicados con una separación máxima equivalente a un ángulo de 109,5º.

•Geometría pirámide trigonal: Cuatro pares de electrones en torno a un átomo centra, uno de ellos no compartido, que se encuentran separados por un ángulo de 107º.

•Geometría angular: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, con dos de ellos no compartidos, que se distancian en un ángulo de 104,5º.

Tipos de geometría molecular

Enlace químico

Dando origen al enlace

Átomo Iones Moléculas

Covalente

No metales

Comparten electrones

IónicoAtracción Ion-dipolo

Transferencia de electrones

Metales y No metales

GeometríaMolecular

Atracción Dipolo-dipolo

Fuerzas de VanDer Waals

Puente deHidrógeno

Es una fuerza que une

Que se produce entre

Que

Dando origen al enlace

Que se produce entre

Que se une por

Dando origen a Que tienen una